В.В. Еремин, А.Я. Борщевский - Основы общей и физической химии (1113479), страница 36
Текст из файла (страница 36)
Изучается возможность использования гидридов для хранения и выделения водорода. Гидрид бериллия, в котором содержание водорода наибольшее среди всех гидридов металлов, получают с помощью обменной реакции: 21лН+ ВеС!з = 21.!С1+ ВеНз, проводимой в органическом растворителе — диэтиловом эфире. Все металлы второй группы вытесняют водород из кислот: Мд+ НзЯ04 = МКЯ04+ Нз), Са+ 2НС! = СаС!з+ Нз~. Бериллий — амфотерный металл, поэтому он растворяется также в растворах щелочей: Ве+ 2!чаОН+ 2НзО = !Ч)аз[Ве(ОН)4] + Нз1.
У щелочноземельных металлов атомные спектры содержат линии в видимой области, поэтому окраску пламени их соединениями можно использовать как качественную реакцию. Кальций окрашивает пламя в кирпично-красный цвет, стронций — в карминово-красный, а барий — в желто-зеленый цвет, Для получения металлов П группы используют различные реакции восстановления. Бериллий восстанавливают магнием из фторида: Вера + 2МК = Ве + 2Мдрз. Магний в промышленности получают из морской воды. Ионы магния, содержащиеся в морской воде, осаждают в виде гидроксида, который затем переводят в хлорид и подвергают электролизу его расплав: Мйз~ + Са(ОН)з = Мд(ОН)аз+ Сат+, МК(ОН)з + 2НС! = МКС!з+ 2НзО, МЫС!, = МК+ С1,~. Э 7.3.
з-Меааллы 181 Кальций и стронций также получают электролизом расплавов хлоридов, а барий восстанавливают из оксида с помощью алюмотермии: ЗВаО+ 2А! = А!зОз + ЗВа. Оксиды металлов 11 группы МО получают термическим разложением солей или гидроксидов: ВаСОз = СаО+ СОзГ, 2Мд(ХОз)з = 2МКО+ 4ХОз1+ Оз( Са(ОН)з = СаО+ НзО.
Оксид кальция СаО часто называют негашеной известью, а гидроксид Са(ОН)з— гашеной известью. Все оксиды и пероксиды щелочноземельных металлов реагируют с водой, образуя щелочи, например; СаО+ НзО = Са(ОН)з, ВаОз + 2НзО = Ва(ОН) з + НзОз. Оксиды щелочноземельных элементов проявляют свойства типичных основных ок- сидов, они реагируют с кислотными оксидами и кислотами: ЗСаО+ РзОз = Саз(Р04)ш ВаО+ 2НХОз = Ва(МОз)з + НзО. Оксид бериллия обладает амфотерными свойствами, но реагирует с щелочами только при сплавлении: ВеО+ 2НаОН = ХазВеОз + НзО. Для получения гидроксидов элементов П группы можно использовать реакции гидридов, сульфидов, нитридов, карбидов этих элементов с водой: ВаНз + 2НзО = Ва(ОН) з + 2Нз 1, СаСз+ 2НзО = Са(ОН)з+ СзНз"!'.
В ряду гидроксидов Ве(ОН)з-Мй(ОН)з — Са(ОН)з-Яг(ОН)з — Ва(ОН)з повышается растворимость оснований в воде и увеличивается их сила. Гидроксид бериллия— амфотерный, гидроксид магния — основание средней силы, а гидроксиды щелочноземельных металлов — сильные основания. Все гидроксиды реагируют с кислотными оксидами и кислотами: Са(ОН)з + СОз = СаСОз) + НзО, Мя(ОН)з + 2СНзСООН = (СНзСОО)зМК+ 2НзО а Ве(ОН)з вдобавок — со щелочами.
Как мы видим, свойства бериллия во многом отличаются от свойств его аналогов по группе. Это проявляется и в том, что бериллий способен образовывать ковалентные, а не ионные связи с неметаллами, в частности с галогенами, Например, хлорид бернллня в твердой фазе состоит из бесконечных цепочек, в которых атом Ве находится в тетраэдрическом окружении атомов С! (зрз-гибридизация Ве). Из четырех ковалентных связей Ве — С! две образованы по обменному, а две — по донорно-акцепторному механизму. При нагревании цепочки разрушаются, и в парах 182 Гл. 7.
Химия металлов существуют димерные или мономерные молекулы ВеС!з. Последние имеют линейную форму, что соответствует зр-гибридному состоянию Ве (рис. 7.10). С1 С! С1 ,.С).,,л ~ ..С!.. ,:Ве Ве' 'Ве Ве' Ве С! — Ве Ве — С! С! — Ве — С! С! ~ / С! С! С! С! твердая фаза (полимер) газовая фаза газовая фаза (г > 900'С) Рис. 7.10.
Строение ВеС1з в твердой и в газовой фазе Важную роль в химии элементов 11 группы играют их карбонаты. При взаимодействии солей бериллия и магния с растворимыми карбонатами из-за гидролиза образуются осадки основных солей: 2Ве~~+ 2СОз ~+ НзО = Ве(ОН)з ВеСОзл+ СОз'~. Средние карбонаты осаждают с помощью гидрокарбоната натрия; МпС!з + 2ХаНСОз = МВСОз(+ 2ЫаС! + СОз) + НзО. Карбонаты щелочноземельных металлов образуются при пропускании углекислого газа через раствор гидроксида: Са(ОН)з+ СОз = СаСОз(+ НзО.
Все они нерастворимы в воде, но растворимость заметно растет при насыщении раствора углекислым газом из-за образования кислых солей: СаСОз + СОз + НзО = Са(НСОз)з. Карбонат кальция СаСОз — важнейшее природное соединение. В природе существуют две его полиморфные модификации — кальцит и арагонит, незначительно различающиеся кристаллической структурой. Чаще встречается кальцит — именно он является главной составной частью известняка и мела.
Мрамор и жемчуг представляют собой сложные смеси кальцита и арагонита. Щелочноземельные металлы способны вступать в реакции со многими органическими веществами, образуя металлоорганические соединения. Среди них наиболее известны магнийорганические соединения типа  — Мд — Х ( — углеводородный радикал, алкильный или арильный, Х вЂ” галоген), называемые реактивами Гриньяра. Для получения реактивов Гриньяра к магниевой стружке добавляют раствор соответствующего галогеналкана ВХ в диэтиловом эфире, при этом происходит экзотермическая реакция:  — Х+ Мя  — Мд — Х.
Реактивы Гриньяра проявляют сильные нуклеофильные свойства, их используют в органическом синтезе для создания связей С вЂ” С и наращивания углеродной цепи (см. гл. 10). Самым известным природным комплексным соединением металла 11 группы является хлорофилл — макроциклический комплекс Махач (см. $5.1), играющий ~Си! Л-Мглеалле !83 фуыламентальнук~ роль, в проьессе фозосинкеза. Ринннл иинс ионаы иклоьнык ие1аллок, ионы о1а' способны обрааовывюь аква-колилексы ~М(Н,С>)„$а' в волнык 184 тл.
Г Л'имия лтпшллеа «эффеитом инертной пары» — валентные пэе»лектроны ппи и - 5 и и — б сильно сипэаиы и ит1>ем. тп эатртиниет ии унастие и пй1)аасаании ииын ~сепии саиэей. Э 7лй р-Металлы 185 который окисляет графит до СОз. Поэтому при электролизе анод постепенно выгорает — на тонну получаемого алюминия расходуется больше 500 кг графита, при этом в атмосферу выделяется большое количество парникового газа СОз. Электро- химическое производство алюминия очень энергоемко (15000 кВт электричества на тонну алюминия), поэтому заводы по производству алюминия строят вблизи крупных электростанций, Среди металлов по практической важности алюминий находится на втором месте после железа, от которого его отличают легкость (почти в три раза легче стали), высокая электропроводность и стойкость к коррозии.
Из алюминия делают провода и конденсаторы, бытовую посуду, алюминиевая фольга является удобным упаковочным материалом. Чистый алюминий — мягкий и пластичный, что ограничивает его применение в технике. Для увеличения прочности мелкий порошок алюминия, получаемый распылением жидкого металла, смешивают с оксидом алюминия и сжимают в прессе при температуре чуть ниже температуры плавления алюминия — при этом образуется композитный материал, в несколько раз более прочный, чем чистый металл.
Особенно перспективно создание композитов на основе тончайших волокон оксида алюминия, равномерно распределенных в металле. Они сочетают легкость с высокой твердостью, что делает их перспективными материалами в автомобиле- и самолетостроении. Алюминий легко образует сплавы с другими металлами. Такие сплавы обычно содержат медь, магний, никель и цинк. Медь, никель и цинк повышают прочность металла и его твердость, а магний — его коррозионную устойчивость.
Самые распространенные сплавы — дюралгя А1 95%, Сц 4%, (Мд, Ге, 5!) 1тт силумин— сплав алюминия и кремния (16% 51) и алюминиевая бронза — сплав, содержащий 89'/о меди. Сплавы алюминия широко используются в строительстве самолетов, судов и автомобилей, в производстве электрических проводов. Мировое производство алюминия составляет более 70 млн т в год — больше из металлов производится только железа. Алюминий — очень активный металл.
Окисление алюминия кислородом происходит с большим выделением теплоты, что свидетельствует о высоком сродстве алюминия к кислороду: 2А1+ ~~Оэ = А1эОз + 1675 кДж. Благодаря этому свойству, алюминий используется для восстановления ряда ме- таллов из их оксидов методом алюмотермии: СгэОз + 2А1 = 2Сг + А!зОз, ЗГез04+ 8А! = 4А!эОз+ 9Ге. Алюминий способен отнимать атомы кислорода и у сложных веществ, например нитратов, восстанавливая их до азота: 10А! + 6)Ча)ЧОз = 6)ЧаА)Оз + 2А!зОз + Зг)з1.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
